Sistemas de Protección Catódica (día 1)

PROGRAMA GENERAL DEL CURSO

DÍA 1Fundamentos de corrosión.

Corrosión galvánica

Fundamentos de Protección Catódica

DÍA 2Tipos de Sistemas de Protección Catódica

Principios y consideraciones de diseño

Ánodos y Fuentes de Corriente

Proceso de selección de un Sistema de Protección Catódica

DÍA 3Inspección y Medición de Sistemas de Protección CatódicaAccesorios, Herramientas y electrodos de referencia

¿Qué esla corrosió n?

Es la degradación de un material mediante su interacción con su entorno o medio ambiente.

La corrosión ocurre de manera espontánea en todo tipo de materiales de origen artificial (metales, plásticos o cerámicos).

¿Qué es la corrosió n?

Fuente: A.W. Peabody. Control of pipeline Corrosion. 2da Edición (2001)

La corrosión es el deterioro de un material, generalmente un metal, que resulta de una reacción química o electroquímica con su entorno.

¿Qué es la corrosió n?

Fuente: NACE SP0169 (2013)

metalmetal

1

Ejemplos . . .

corrosión en casa

1

¿Cuánto cuestala corrosió n?

Los costos anuales totales por corrosión:Solo en EEUU ascienden a más de un billón (1,1 MMMM) U$D al año, representando 6,2% del PIB de ese país.

COSTOS POR CORROSIÓN

Corrosión = Corrosión = Problema económicoProblema económico

La corrosión afecta a nuestra sociedad en su día a día, causando la degradación y el daño a los aparatos domésticos, automóviles, aviones, puentes de carreteras, producción de energía y sistemas de distribución, industrias y mucho más

Fuente: G2MT Laboratories (http://www.g2mtlabs.com/corrosion/cost-of-corrosion)


Costos Indirectos

Pérdida de productividad debido a las interrupciones, retrasos, fracasos y litigios.

Costos Directos

Selección de material Tolerancia de corrosión Tecnologías de protección (recubrimientos,

pinturas, selladores, inhibidores, protección catódica, etc)

Prevención de la corrosión, incluyendo la mano de obra, equipos, gastos generales, etc.

Gestión de

la corrosión

Inspección Mantenimiento ReparacionesSustitución de piezas

Diseño, manufactura y construcción

2

Fuente: “Corrosion Costs and Preventive Strategies in the United States”PUBLICATION Nº. FHWA-RD-01-156. NACE 2016



(Año 2012)

(Año 1975 - 1,8% PIB)

(Año 1973 - 1,8% PIB)

(Año 1969 - 2% PIB)

(Año 1969 - 3% PIB)

(Año 1969 - 3,5% PIB)

(Año 1960)

(Año 1965)

(Año 1964)

El 25% de la producción mundial de acero, lo cual representa aproximadamente 150 MMT/año = 5 T/seg. es destruida por la corrosión.


Perdidas Irreversibles de material

Perdida de funcionalidad del material

Causa de daños a terceros, lo que implica riesgos a la seguridad masiva.

Trastornos en la calidad de vida

Perdidas económicas. Hasta 3 y 4% del PIB de las principales economías.

“En la primera guerra mundial la marina inglesa perdió más barcos debido a la corrosión que por la acción del enemigo”

Perturbaciones secundarias por contaminación con óxidos

Tomando las previsiones necesarias se pueden Tomando las previsiones necesarias se pueden

reducir las consecuencias hasta un 30% reducir las consecuencias hasta un 30% SPCSPC


3

CONSECUENCIAS DE LA CORROSIÓNEN TUBERÍAS

CONSECUENCIAS DE LA CORROSIONEN UN PUENTE (INFRAESTRUCTURA VIAL)

2

CONSECUENCIAS DE LA CORROSIÓNEN VEHÍCULOS

4

Fuente: http://www.nace.org/cstm/Technical/Directory/Committee.aspx

Fuente: Hanbook of CATHODIC CORROSIÓN PROTECTION. W. Von Baeckmann

(alquitrán)(pulimento)

(aglutinante) (cera, bitumen, barniz) (brea y resina) (asfalto, laca, linaza, goma laca) (aceite de trementina)

1300

AC

HISTORIA

1300 AC un antiguo pueblo llamado los hititas en la regió n central de la península de Anatolia ya conocían y fabricaban sus herramientas con hierro.

HISTORIA

Aproximadamente 100 añ os después, hacia el 1200 AC los griegos, también conocían el hierro.

HISTORIA




1300

AC

400

AC

HISTORIA

Platón ya definía a la herrumbre como una especie de tierra que resultaba de la descomposición de los metales, unos 400 años AC

HISTORIA




1300

AC

400

AC s. XIII

HISTORIA

STEEL

A principios del siglo A principios del siglo XIIIXIII los hombres los hombres aprendieron a fundir el hierro y combinarlo con aprendieron a fundir el hierro y combinarlo con

carbón para producir carbón para producir aceroacero

HISTORIA




1300

AC

400

AC s. XV – s. XVIs. XIII

HISTORIA

Georg Bauer (Gregorius Agricola) científico alemán que vivió entre los siglos XV al XVI , y considerado el fundador de la mineralogía y la geología, mantenía 2000 añ os después de Plató n una opinió n similar llamándola “iron rust” (ferrugo o rubigo) como una secreció n del metal de hierro en su tratado de mineralogía “de natura fossilium”

HISTORIA


Corrosion Protetion(alquitrán)(pulimento)


1300

AC

400

AC s. XV – s. XVIs. XIII

1824

HISTORIA

HISTORIA

Sir Humphry Davy 1778 - 1829

Químico inglés. se le considera el fundador de la electroquímica, junto con Volta y Faraday.

El barco de guerra Sammarang fue la primera nave con protección catódica de su revestimiento de cobre ,con ánodos de fundición de hierro, que cubrían apenas el 1,2% de la superficie de la obra viva, cubrío una ruta desde inglaterra

hasta Canadá entre 1824-1825

A la solicitud de la marina de guerra real, D. Humphry ideó la técnica de protección catódica para proteger el metal del casco de los barcos, de la corrosión, aprovechando el fenómeno de comportamiento galvánico entre los metales.

La misma técnica base que se sigue utilizando hoy en día.

Los elementos de los sistemas de protección actuales utilizan aleaciones para ánodos más mucho mejores que las conocidas entonces, entre otros accesorios y estándares.

1


Corrosion Protetion(alquitrán)(pulimento)


1300

AC

400

AC s. XV – s. XVIs. XIII 1824

HISTORIA

1855

HISTORIA

La producción moderna de acero emplea altos hornos que son modelos perfeccionados de los usados antiguamente. El proceso de refinado del arrabio mediante chorros de aire se debe al inventor británico Henry Bessemer, que en 1855 desarrol ló el horno o convertidor que l leva su nombre. Desde la década de 1960 funcionan varios mini-hornos que emplean electricidad para producir acero a partir de chatarra. Sin embargo, las grandes instalaciones de altos hornos continúan siendo esenciales para producir acero a partir de mineral de hierro.

¿Có mo ocurrela corrosió n?

La mayoría de los entornos son corrosivos en cierto grado

por lo que la corrosión no puede evitarse completamente

Sin embargo, puede ser controlada de una manera relativamente

económica y segura.

LA CORROSIÓN

El control e identificación de los procesos de corrosión se entiende con mayor

facilidad como ocurre en los metales, considerando los factores que tienden a incrementar o reducir la velocidad de corrosión en los mismos.

LA CORROSIÓN

TRIÁNGULO DE LA CORROSIÓN

CORROSIÓN

Electrólito

Metal anódico Metal catódico

Contacto eléctrico

4

ELEMENTOS DE UNA CELDA DE CORROSIÓN :

ÁNODO: Es el electrodo menos noble, es el que sufre la corrosión. Es el electrodo en el cual, o a través del cual, la corriente positiva pasa hacia el electrolito. Es la zona en la superficie metálica donde ocurre la oxidación.

CÁTODO: El cátodo es el electrodo más noble, donde los electrones (generados en el ánodo) son consumidos. La reducción ocurre en el cátodo.

ELECTRÓLITO: (Medio corrosivo) Medio en el cual se encuentran el ánodo y el cátodo. Sustancia química o mezcla, usualmente líquida o sólida, que contiene iones que migran en un campo eléctrico.

El ánodo y el cátodo tienen diferentes poténciales, creando una diferencia de voltaje entre ambos.

La diferencia de potencial es la fuerza impulsora del proceso de corrosión.

ÁNODO

CÁTODO

ELECTRÓLITO

ElectrolitoCátodoÁnodo

Conductor eléctrico

Flujo de electrones

iones iones ++

iones iones --

Conductor eléctrico: conecta el cátodo con el ánodo y permite a los electrones generados en el ánodo moverse hasta el cátodo.

Electrolito: conduce iones en vez de corriente eléctrica. La mayoría de los electrolitos son base agua y contienen iones (partículas de materia que llevan una carga positiva y una negativa).

Aniones = iones con carga negativa (-)Cationes = iones con carga positiva (+)

CELDA DE CORROSIÓN :

La corrosión en condiciones ambientales normales es un proceso electroquímico (también llamado corrosión galvánica).

El proceso consiste en la trasferencia de iones y electrones a través de una superficie. Esta transferencia de electrones implica la generación de una corriente.

Corrosió n: proceso electroquímico:

ánodoánodo cátodocátodo

Flujo de electrones e-Flujo de electrones e-

electrolitoelectrolito

M M ↔↔ Mn+ + ne- Mn+ + ne- Mn+ + ne- Mn+ + ne- ↔↔ M M

Los metales se corroen a través de la aparición simultánea de reacciones de oxidación y reducción.

Las reacciones de oxidación (ánodo) producen electrones y ponen iones en solución.

Las rreacciones de reducción (cátodo) consumen los electrones producidos por reacciones de oxidación.

La extensión de la corrosión resultante depende del desarrollo de los siguientes factores:

La diferencia de potencial entrelos dos metales

La naturaleza del ambiente.

El comportamiento de polarización de los metales y sus aleaciones.

La relación de geometría de los componentes.

La tendencia del metal a corroerse en una celda galvánica es determinado por su posición en la “serie galvánica” (o serie electroquímica).

Un metal tiende a corroerse cuando se conecta a un metal más catódico o noble que el (por encima en la serie galvánica).

Corrosió n Galvánica

LA CORROSIÓN GALVÁNICA es la acció n electroquímica de dos metales diferentes (tanto en composició n química, tratamiento térmico, sistemas de recubrimiento o pintura en cada material, etc), que están en contacto mediante un conductor eléctrico y en presencia de un medio corrosivo.

LA CORROSIÓN GALVÁNICA es la acció n electroquímica de dos metales diferentes (tanto en composició n química, tratamiento térmico, sistemas de recubrimiento o pintura en cada material, etc), que están en contacto mediante un conductor eléctrico y en presencia de un medio corrosivo.

1

CORROSIÓN GALVÁNICA(MICROCELDAS DE CORROSIÓN)

5

Serie Galvánica

Catódicos

Anódicos

Aceros inoxidables

Bronces y latones

Hierro y acero

6

CORROSIÓN GALVÁNICA

Potenciales de electrodoreversibles

Reacciones de la disoluciónreducción de oxígenodesprendimiento de hidrógeno

Factores geométricosáreaDistanciaPosiciónFormaorientación

FACTORES QUE INTERVIENEN EN LA CORROSIÓN GALVÁNICA DE UN PAR BIMETÁLICO

Efectos ambientalesformas de humedadciclo húmedo / secola radiación solarvariaciones climáticas estacionales

Factores metalúrgicosaleacióntratamiento térmicotrabajo mecánico Condiciones de la superficie

tratamiento de la superficiepelícula pasivaproductos de corrosión

Propiedades del electrolitoespecies iónicaspHconductividadtemperaturavolumenvelocidad de flujo

Electrólito

ÁnodoÁnodo CátodoCátodoÁnodoÁnodo CátodoCátodo

Electrólito

Fuente: UHLIG’S CORROSION HANDBOOK. 2000

Principio deProtecció n

7

EFECTO GALVANICO COMO PRINCIPIODE PROTECCIÓN CATÓDICA

DIAGRAMAS DE POURBAIXConocidos como diagramas de Pontencial vs pH, son representaciones gráficas de la estabilidad de un metal y sus productos de corrosión en función del potencial y el pH (acidez o alcalinidad) de la solución acuosa.

El metal permanece en forma metálica

El metal pasa a una forma iónica.

El metal forma capas de productos con el Oxígeno y el Hidrógeno, que podrían inhibir el proceso corrosivo.

-0,85

-1,10

2H+= H2 + 2e-

Fe2O3

Fe3O4

Fe

Fe2+

Fe3+

H2

Si el pH disminuye, aumenta la concentración de los iones H+ entonces aumenta la corrosión

Si el pH disminuye, aumenta la concentración de los iones H+ entonces aumenta la corrosión

CORROSIÓN

1

Utilidad de los diagramas de POURBAIX Para predecir la dirección espontánea de reacciones,

Estimar la estabilidad y la composición de los productos de corrosión.

Predecir los cambios ambientales que eviten o reduzcan la corrosión.

Aplicando una corriente catódica, el potencial del espécimen de acero se desplazará en la dirección negativa, hacia la zona de inmunidad, en la cual el metal, termodinámicamente, se encuentra estable (no se puede corroer).

La PROTECCIÓN CATÓDICA, en este sentido, es un tipo de protección (electroquímica) contra la corrosión, en la cual el potencial del electrodo del metal en cuestión se desplaza en la dirección negativa.

Entonces, los métodos electroquímicos para la protección contra la corrosión requieren de un cambio en el potencial del metal para prevenir o al menos disminuir su disolución.

Limitaciones del diagrama de POURBAIX

No considera la cinética de las reacciones (la formació n de só lidos metaestables que disminuyen las velocidades de reacció n en la corrosió n y la pasivació n), solo parámetros idealizados en base a condiciones establecidas.

Tampoco considera las impurezas presentes que también cambian los potenciales reacció n, y modifican las reacciones con los iones Cl- y SO-2

4, entre otros.

No muestran la interdependencia del pH y la Temperatura.

1

NocionesBásicas

NOCIONES BÁSICAS

La electricidad se produce cuando los electrones se liberan de sus átomos.

-

-

-

-

--

- -

-

-

-

-

--

--

-

Se suelta fácilmente el electrón de la capa exterior del átomo moviéndose en todo el metal sólido de cobre.

Se suelta fácilmente el electrón de la capa exterior del átomo moviéndose en todo el metal sólido de cobre.

-- -- -

- -

Átomo de cobre: 29 protones, 35 neutrones y 29 electrones. Cuyo único electrón de la capa externa (o de valencia) esta débilmente sujeto

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

++

++

++

+ + + +

+++

+++

+

+

++

++

++

++

+

+

-

1

La corriente o intensidad eléctrica es el flujo de carga por unidad de tiempo que recorre un material. Se debe al movimiento de los electrones en el interior del material. Se mide en:

1 Ampere = 1 Culombio/segundo = 6,28x1018 electrones/segundo

El flujo de la carga puede trasladarse por medio de electrones (corriente eléctrica) o por iones (corriente iónica). El flujo de corriente en metales se da a través de un flujo de electrones.

Un electrolito es una sustancia que conduce corriente por flujo iónico.

La conductividad depende de la estructura atómica y molecular del material.

-

NOCIONES BÁSICAS

- ---- ---- ----

NOCIONES BÁSICAS

Voltios (VV) = Joules (JJ)/Culombios (QQ)

El voltaje es el diferencial de potencial eléctrico entre dos puntos (∆E), al establecer un contacto del flujo de electrones ocurre una transferencia de energía de un punto al otro, debido a que los electrones (de carga negativa) son atraídos por protones (con carga positiva), y a su vez, que los electrones son repelidos entre sí por contar con la misma carga.

e-

e-e-

e-

e-e-

e-

++

+

+ ++

+e- e- e- e-e- e- e- e-e- e- e- e-e- e- e- e-e- e- e- e-

++

++

e- e-e- e- e-e- e- e-e- e- e-e- e-

e-

e-e-

e-

e-e-

e-

e-

e-e-

e-

e-e-e-e- e-e-e- e-

JJ

es la unidad derivada del Sistema Internacional utilizada para medir energía, trabajo y calor. Como unidad de trabajo, el joule se define como la cantidad de trabajo realizado por una fuerza constante de un newton para desplazar una masa de un kilogramo, un metro de longitud en la misma dirección de la fuerza.

es la unidad derivada del Sistema Internacional utilizada para medir energía, trabajo y calor. Como unidad de trabajo, el joule se define como la cantidad de trabajo realizado por una fuerza constante de un newton para desplazar una masa de un kilogramo, un metro de longitud en la misma dirección de la fuerza.

Fuerza1 N = Kg m/s 2 F = m.a

Trabajo1 J = 1N x m = Kg m 2/s2 W = F.d

6

NOCIONES BÁSICAS

La resistencia es la medición de la propiedad de los cuerpos de conducir y oponerse al paso de la corriente eléctrica, es decir, es la habilidad de una sustancia para oponerse al flujo de corriente que pasa por ella.

El comportamiento de la materia se relaciona directamente por la forma en que interactúa con la energía.

La resistencia de un material macroscópico también dependerá de su geometría.

Ley de Ley de OhmOhm: Resistencia (ΩΩ) = Voltaje(VV) / Intensidad de corriente(AA)

R = ρ LS

S(área sección transversal)L (Longitud)

ρρ ((Resistividad))

El ohm se define como la resistencia que ofrece al paso de la corriente eléctrica una columna de mercurio (Hg) de 106,3 cm de alto, con una sección transversal de 1 mm2, a una temperatura de 0o Celsius.

El ohm se define como la resistencia que ofrece al paso de la corriente eléctrica una columna de mercurio (Hg) de 106,3 cm de alto, con una sección transversal de 1 mm2, a una temperatura de 0o Celsius.

ΩΩ

3

V

R1 R2 R3

V3

R1

R2

R3

I I

I I

I1

I2

I3

VR

V = V1+V2+V3

R = R1+R2+R3

I = I1+I2+I3

1 1 1 1R R1 R2 R3

= + +

V1 V2

2

NOCIONES BÁSICAS

De acuerdo a su resistencia, los materiales se clasifican en: Conductores de primer ordenConductores de primer orden

Ofrecen poca oposición al intercambio de electrones portadores de la carga, sin transferencia substancial de masa.

La mayoría de los metales, el grafito y algunos óxidos son conductores.

Su conductividad decrece cuando aumenta la temperatura.

Conductores de segundo ordenConductores de segundo orden Poseen conductancia iónica o electrolítica, y los portadores de la carga son

los iones, en estos ocurre transferencia de masa asociada con la conductividad.

Las soluciones acuosas con sales disueltas, los suelos y las sales iónicas son algunos ejemplos.

Su conductividad aumenta cuando se incrementa la temperatura.

NOCIONES BÁSICAS

Conductores mixtos o de tercer orden Conductores mixtos o de tercer orden [semiconductores][semiconductores]

Poseen tanto conductancia iónica como eléctrica. Por lo general predomina el carácter eléctrico.

La mayoría de los óxidos metálicos (NiO, ZnO), el agua de mar, el silicio, el germanio, compuesto de galio y arsénico.

Su conductividad es demasiado baja en general, pero aumenta rápidamente con la temperatura. (bajo ciertas condiciones son conductores, o actúan como aislantes).

AislantesAislantes no permiten el paso de electrones

Los mejores aislantes eléctricos son el teflón, el cuarzo, la parafina, el aire, el azufre, el hule, el carbono en forma de diamante, el vidrio y el agua sin iones.

NOCIONES BÁSICAS

CELDA ELECTROQUÍ MICA

Modelo de celda

Puente salino NaPuente salino Na22SOSO44

Barra de CuBarra de Zn

Electrólito ZnSO4 Electrólito CuSO4

Taponesporosos

4

+

Modelo de celda

ZnZn+2+2

NaNa++

CuCu+2+2

NaNa++

SOSO44-2-2

SOSO44

-2-2

SOSO44-2-2

-ee-- ee--- +

- +

+ -+ --+

- +

-+

- +

-+

- +

-+

- +

-+

- +

-

+

-+

-+

-+

-+

-+

-+

-+

- +

-+

- +

-+

-

+

-+

-

+

-+

-

+

-+

-

+

-+

-

+

-+

-

+

-+

-+

-+

- +

Zn Zn ↔↔ Zn Zn+2+2 + 2 + 2ee-- CuCu+2+2 + 2 + 2ee-- ↔↔ Cu Cu

Zn/ZnZn/Zn+2 +2 |||| CuCu+2+2/Cu/Cu

1

CELDA ELECTROQUÍ MICA

Si la celda electroquímica produce energía eléctrica, causada por el consumo de energía química, se dice que tenemos una

celda galvánica o pila.

En cambio, si la celda electroquímica consume corriente de una fuente de corriente externa, almacenando como consecuencia energía química, se dice que tenemos una

celda electrolítica.

Una celda de corrosión es una celda o pila galvánica en la cual las reacciones electroquímicas que tienen lugar conducen a la corrosión

La La celda electroquímicacelda electroquímica es un sistema o arreglo mediante el cual la es un sistema o arreglo mediante el cual la energía se manifiesta en la forma de electricidad a raíz de reacciones energía se manifiesta en la forma de electricidad a raíz de reacciones químicas espontáneas o viceversa, la energía eléctrica origina químicas espontáneas o viceversa, la energía eléctrica origina reacciones químicas no espontáneas.reacciones químicas no espontáneas.

NOCIONES BÁSICAS

Para la notación de los dos electrodos en una celda electroquímica (galvánica o electrolítica) son válidas las siguientes definiciones generales:

El ánodo es el electrodo en el cual, o a través del cual, la corriente positiva pasa hacia el electrolito.

El cátodo es el electrodo en el cual entra la corriente positiva proveniente del electrolito.

La reacción anódica es una oxidación

la reacción catódica una reducción. Los aniones (iones negativos) migran hacia el ánodo

los cationes (iones positivos) hacia el cátodo.

ELEMENTOS DE UNA CELDA ELECTROQUÍ MICA

Zn Zn ↔↔ Zn Zn+2+2 + 2 + 2ee--

CuCu+2+2 + 2 + 2ee-- ↔↔ Cu Cu

SOSO44-2-2

CuCu+2+2, Zn, Zn+2+2, Na, Na++

Es la máxima diferencia de potencial entre dos electrodos de una celda galvánica, cuya medida es entonces la fuerza directriz de las reacciones de la celda y que determinan el trabajo que realiza como generador de energía.

El consumo de energía química se manifiesta como energía eléctrica y se mide como sabemos en Voltios.

FUERZA ELECTROMOTRIZ (fem)

En otro orden de ideas la fem depende de:

Potencial de oxidación(semireacción de oxidación donde el ÁNODO

pierde electrones

Potencial de reducción(semireacción de reducción donde el CÁTODO

gana electrones)

Electrolito

Ánodo

Electrodo dereferencia

Ea

Solución acuosaaniones y cationes


Ea0

Pot

enci

al

Corriente

(-V)

(A)

Relación entre el potencial y la corriente

FUNDAMENTO DE LA PROTECCIÓN CATÓDICA

Potencial del ánodo

2

Electrolito

Cátodo

Ec



Ec0


Pot

enci

al

Corriente

(-V)

(A)


Ea0

Ánodo


Ea

Potencial del cátodo



Electrolito

Ánodo Cátodo


EcEa

corriente

Variador

Resistencia (Ω)

Ec

Pot

enci

al

Corriente

(-V)

(A)

Ea0

Ec0


corriente

corrientecorriente

corriente

corrientecorriente

corriente

corrientecorriente

corriente

corriente

Ea

e-

e-

e-

ic

ia

ia

Ecorr

corrientede corrosión

PolarizaciónDonde la resistencia = 0

Y la corriente que sale del cátodo se iguala a la corriente

que entra al ánodo

PolarizaciónDonde la resistencia = 0

Y la corriente que sale del cátodo se iguala a la corriente

que entra al ánodo

Conexión ánodo – cátodo (potencial natural)

4

+ -

Electrolito

Cátodo

Ec

Pot

enci

al

Corriente

(-V)

(A)

Ea0

Ec0


Ea

ÁnodoProtección Cátodica

corrienteprotección

+ -

corriente protección

Fuente CD

corriente

corriente

ic

ia

corrienteprotección

ic

ip

ia ip

corrienteProtecciónparcial

Conexión ánodo – cátodo (potencial impreso)

3



Diagrama de Evans

Pot

enci

al

(Log)Corriente

(-V)

(A)

Ea0

Ec0

Ea

Ec

co

rrie

nte

de

co

rro

sió

n

co

rrie

nte

de

pro

tec

ció

n t

ota

l

co

rrie

nte

p

rote

cc

ión

pa

rcia

l

ic

ia ip

Ecorr

Ic = ia + ip

Ia = 0

Entonces: ic = ip y Ec = Ea0

Ic = ia + ip

Ia = 0

Entonces: ic = ip y Ec = Ea0

1


Ec

Pot

enci

al

Corriente

(-V)

(A)

CONTROL ANÓDICO

Ea

icorr ipP

oten

cial

Corriente

(-V)

(A)

Ea

Ec

CONTROL CATÓDICO

Ecorr

i ∆Ea poca

∆Ec mucha

∆Ea poca

∆Ec mucha

Ecorr

icorr ip

i ∆Ec poca

∆Ea mucha

∆Ec poca

∆Ea mucha

∆ ∆

9


Sistemas de Protección Catódica (día 1)

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